Галогены

 

    Таблица 1

    Физические свойства  фосфора

    Аллотропная модификация

    Плотность,

    г/см3

    tпл,

    0C

    Tкип,

    0C

    Внешний вид  и характерные признаки

    Белый

    1, 73

    44, 1

    280, 5

 

Белый кристаллический порошок, ядовит, самовозгорается на воздухе. При 280—300°С переходит в красный Красный

 

    2, 3

    590

    Возгоняется около  400°С

 

Красный кристаллический  или аморфный порошок, неядовит. При 220°С и 12 Ч 108 Па переходит в черный фосфор. Загорается на воздухе только при поджигании Черный

 

    2, 7

    При нагревании  переходит в красный фосфор

 

Графитоподобная структура. При нормальных условиях — полупроводник, под давлением проводит электрический ток как металл

 

Белая модификация фосфора, получающаяся при конденсации паров, имеет молекулярную кристаллическую  решетку, в узлах которой дислоцированы  молекулы Р4 (рис. 1). Из-за слабости межмолекулярных сил белый фосфор летуч, легкоплавок, режется ножом и растворяется в неполярных растворителях, например в сероуглероде. Белый фосфор весьма реакционноспособное вещество. Он энергично взаимодействует с кислородом, галогенами, серой и металлами. Окисление фосфора на воздухе сопровождается разогреванием и свечением. Поэтому белый фосфор хранят под водой, с которой он не реагирует. Белый фосфор очень токсичен. Около 80% от всего производства белого фосфора идет на синтез чистой ортофосфорной кислоты. Она в свою очередь используется для получения полифосфатов натрия (их применяют для снижения жесткости питьевой воды) и пищевых фосфатов. Оставшаяся часть белого фосфора расходуется для создания дымообразующих веществ и зажигательных смесей. Техника безопасности. В производстве фосфора и его соединений требуется соблюдение особых мер предосторожности, т. к. белый фосфор – сильный яд. Продолжительная работа в атмосфере белого фосфора может привести к заболеванию костных тканей, выпадению зубов, омертвению участков челюстей. Воспламеняясь, белый фосфор вызывает болезненные, долго не заживающие ожоги. Хранить белый фосфор следует под водой, в герметичных сосудах. Горящий фосфор тушат двуокисью углерода, раствором CuSO4 или песком. Обоженную кожу следует промыть раствором KmnO4 или CuSO4. Противоядием при отравлении фосфором является 2%-ый раствор CuSO4.

 

При длительном хранении, а  также при нагревании белый фосфор переходит в красную модификацию (впервые его получили лишь 1847 году). Название красный фосфор относится  сразу к нескольким модификациям, различающихся по плотности и окраске: она колеблется от оранжевой до темно-красной и даже фиолетовой. Все разновидности красного фосфора нерастворимы в органических растворителях, и по сравнению с белым фосфором они менее реакционноспособны и имеют полимерное строение: это тетраэдры Р4, связанные друг с другом в бесконечные цепи (рис. 2). Красный фосфор находит применение в металлургии, производстве полупроводниковых материалов и ламп накаливания, используется в спичечном производстве.

 

Наиболее стабильной модификацией фосфора является черный фосфор. Его  получают аллотропным превращением белого фосфора при t=2200C и повышенным давлением. По внешнему виду он напоминает графит. Кристаллическая структура  черного фосфора слоистая, состоящая  из гофрированных слоев (рис. 3). Черный фосфор – это наименее активная модификация фосфора. При нагревании без доступа воздуха он, как  и красный, переходит в пар, из которого конденсируется в белый  фосфор. Оксид фосфора (V)

 

Фосфор образует несколько  оксидов. Важнейшим из них является оксид фосфора (V) P4O10 (Рис. 4). Часто  его формулу пишут в упрощенном виде – P2O5. В структуре этого оксида сохраняется тетраэдрическое расположение атомов фосфора.

 

    P2+5O5 Фосфорный  ангидрид (оксид фосфора (V))

 

Белые кристаллы, t0пл. = 5700С, t0кип. = 6000C, r = 2, 7 г/см3. Имеет несколько  модификаций. В парах состоит  из молекул P4H10, очень гигроскопичен (используется как осушитель газов  и жидкостей). Получение

 

    4P + 5O2 ® 2P2O5

    

    Химические свойства

 

 Все химические свойства  кислотных оксидов: реагирует  с водой, основными оксидами  и щелочами  1)       P2O5 + H2O ®2HPO3 (метафосфорная кислота) P2O5 + 2H2O ® H4P2O7 (пирофосфорная кислота)

 

    P2O5 + 3H2O ® 2H3PO4 (ортофосфорная  кислота)

    

    2)       P2O5 + 3BaO ® Ba3(PO4)2

    

 

В зависимости от избытка  щелочи образует средние и кислые соли:

 

    гидрофосфат натрия

    дигидрофосфат натрия

 

Благодаря исключительной гигроскопичности оксид фосфора (V) используется в  лабораторной и промышленной технике  в качестве осушающего и дегидратирующего средства. По своему осушающему действию он превосходит все остальные вещества. От безводной хлорной кислоты отнимает химически связанную воду с образованием ее ангидрида:

 

Ортофосфорная кислота. Известно несколько кислот, содержащих фосфор. Важнейшая из них — ортофосфорная  кислота Н3РО4 (Рис. 5). Безводная ортофосфорная  кислота представляет собой светлые  прозрачные кристаллы, при комнатной  температуре расплывающиеся на воздухе. Температура плавления 42, 350С. С водой фосфорная кислота образует растворы любых концентраций. Ортофосфорной кислоте соответствует следующая структурная формула: НО ОН

 

    Р

    О ОН

 

В лаборатории ортофосфорную  кислоту получают окислением фосфора 30%-ной азотной кислотой:

 

В промышленности ортофосфорную  кислоту получают двумя способами: экстракционным и термическим. 1. В  основе экстракционного метода лежит  обработка измельченных природных  фосфатов серной кислотой:

 

Ортофосфорная кислота затем  отфильтровывается и концентрируется  упариванием. 2. Термический метод  состоит в восстановлении природных  фосфатов до свободного фосфора с  последующим его сжиганием до Р4О10 и растворением последнего в  воде. Производимая по данному методу ортофосфорная кислота характеризуется  более высокой чистотой и повышенной концентрацией (до 80% массовых). Физические свойства. Ортофосфорная кислота — твердое, бесцветное, кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде. Химические свойства ортофосфорной кислоты представлены в табл. 2:

 

    Таблица 2

    Химические свойства  ортофосфорной кислоты

    Общие с другими кислотами

    Специфические

 

1. Водный раствор кислоты  изменяет окраску индикаторов.  Диссоциация происходит ступенчато:

 

Легче всего идет диссоциация  по первой ступени и труднее всего  – по третьей 2. Реагирует с металлами, расположенными в вытеснительном ряду до водорода:

 

    3. Реагирует с  основными оксидами:

 

4. Реагирует с основаниями  и аммиаком; если кислота взята  в избытке, то образуются кислые  соли:

 

    гидрофосфат натрия

    дигидрофосфат натрия

    5. Реагирует с  солями слабых кислот:

 

При нагревании постепенно превращается в метафосфорную кислоту:

 

    двуфосфорная

    кислота

 

2. При действии раствора  нитрата серебра (I) появляется  желтый осадок:

 

    желтый

    осадок

 

3. Ортофосфорная кислота  играет большую роль в жизнедеятельности  животных и растений. Ее остатки  входят в состав аденозинтрифосфорной  кислоты АТФ. При разложении  АТФ выделяется большое количество  энергии.

 

Ортофосфаты. Ортофосфорная кислота образует три ряда солей. Если обозначить атомы металлов буквами Me, то можно изобразить в общем виде состав ее солей (табл. 3). Таблица 3

 

    Химические формулы  ортофосфатов, содержащих металлы

    одновалентные

    двухвалентные

    трехвалентные

    Ме3РО4

    Ортофосфаты

    Ме3(РО4)2

    Ме3РО4

    Ме2НРО4

    Гидроортофосфаты

    МеНРО4

    Ме2(НРО4)3

    МеН2РО4

    Дигидроортофосфаты

    Ме(Н2РО4)2

    Ме(Н2РО4)3

 

Вместо одновалентного металла  в состав молекул ортофосфатов может входить группа аммония: (NH4)3PO4 - ортофосфат аммония; (NH4)2HPO4—гидроортофосфат аммония; NH4H2PO4 – дигидро-ортофосфат аммония. Ортофосфаты и гидроортофосфаты кальция и аммония широко используют в качестве удобрений, ортофосфат и гидроортофосфат натрия — для осаждения из воды солей кальция. Фосфор в организме человека

 

В теле человека массой 70 кг. Содержится около 780 г. фосфора. В виде фосфатов кальция фосфор присутствует в костях человека и животных. Входит он и в состав белков, фосфолипидов, нуклеиновых кислот; соединения фосфора  участвуют в энергетическом обмене (аденизинтрифосфорная кислота, АТФ). Ежедневная потребность человеческого организма в фосфоре составляет 1, 2 г. Основное его количество мы потребляем с молоком и хлебом (в 100 г. хлеба содержится примерно 200 мг. фосфора). Наиболее богаты фосфором рыба, фасоль и некоторые виды сыра. Интересно, что для правильного питания необходимо соблюдать баланс между количеством потребляемого фосфора и кальцием: оптимальное соотношение в этих элементах пищи составляет 1, 5ё1. Избыток богатой фосфором пищи приводит к вымыванию кальция из костей, а при избытке кальция развивается мочекаменная болезнь. Спички

 

Зажигательная поверхность  спичечного коробка покрыта смесью красного фосфора и порошка стекла. В состав спичечной головки входят окислители (PbO2, KСlO3, BaCrO4) и восстановители (S, Sb2S3). При трении от зажигательной поверхности смесь, нанесенная на спичку, воспламеняется:

 

Первые фосфорные спички – с головкой из белого фосфора  – были созданы лишь 1827 г. Такие  спички загорались при трении о любую  поверхность, что нередко приводило  к пожарам. Кроме того, белый фосфор очень ядовит. Описаны случаи отравления фосфорными спичками как из-за неосторожного обращения, так и с целью самоубийства: для этого достаточно было съесть несколько спичечных головок. Вот почему на смену фосфорным спичкам пришли безопасные, которые верно служат нам и по сей день. Промышленное производство безопасных спичек началось в Швеции в 60-х гг. XIX века. Фосфорные удобрения

 

Минеральные удобрения –  источник различных питательных  элементов для растений и свойств  почвы, в первую очередь азота, фосфора  и калия, а затем кальция, магния, серы, железа. Фосфор входит в состав многих органических соединений в растениях. Фосфорное питание регулирует рост и развитие растений. Сырьем для  производства фосфорных удобрений, фосфора и всех фосфорных соединений служат апатитовые и фосфоритовые руды. Состав апатитов чаще всего выражается формулой Са5(РО4)3F (фторапатит). Фосфориты отличаются от фторапатитов тем, что в них вместо ионов F- содержатся ионы ОН- или . Фосфориты обычно содержат больше примесей, чем фторапатит. В дореволюционной России были известны и разрабатывались лишь маломощные месторождения фосфоритов низкого качества. Поэтому событием огромного народнохозяйственного значения было открытие в 20-х годах месторождения апатита на Кольском полуострове в Хибинах. Здесь построена крупная обогатительная фабрика, которая разделяет добываемую горную породу на концентрат с высоким содержанием фосфора и примеси – «нефелиновые хвосты», используемые для производства алюминия, соды, поташа и цемента. Мощные месторождения фосфоритов открыты в Южном Казахстане, в горах Каратау. Самое дешевое фосфорное удобрение – это тонко измельченный фосфорит – фосфоритная мука. Фосфор содержится в ней в виде нерастворимого в воде фосфата кальция Са3(РО4)2. Поэтому фосфориты усваиваются не всеми растениями и не на всех почвах. Основную массу добываемых фосфорных руд перерабатывают химическими методами в вещества, доступные всем растениям на любой почве. Это водорастворимые фосфаты кальция: Двойной суперфосфат (цвет и внешний вид сходен с простым суперфосфатом – серый мелкозернистый порошок). Получается при действии на природный фосфат фосфорной кислоты:

 

По сравнению с простым  суперфосфатом он не содержит СаSО4 и является значительно концентрированным  удобрением (содержит до 50% Р2О5). Преципитат – содержит 35-40% Р2О5.

 

Получается при нейтрализации  фосфорной кислоты раствором  гидроксида кальция:

 

    Применяется на  кислых почвах.

 

Аммофос – сложное удобрение, содержащее азот (до 15% N) и фосфор (до 58% Р2О5) в виде NH4H2PO4 и (NH4)2HPO4. Получается при нейтрализации фосфорной  кислоты аммиаком. Раньше в течение  более 100 лет в качестве фосфорного удобрения широко использовали так  называемый простой суперфосфат, который  образуется при действии серной кислоты  на природный фосфат кальция:

 

В этом случае в реакцию  с фосфатом кальция вступает относительно меньше серной кислоты, чем при получении  из него фосфорной кислоты. Получается смесь дигидрофосфата кальция и сульфата кальция. Это удобрение с массовой долей Р2О5 не выше 20%. Сейчас простой суперфосфат производится в сравнительно небольших масштабах на ранее построенных заводах. Примеры фосфорных удобрений даны в табл. 4.

 

    Таблица 4

    Удобрения, содержащие  фосфор

    Название удобрения

    Химический состав

    Простые

    Суперфосфат двойной

    Суперфосфат простой

    Фосфоритная мука

    Костяная мука

    Преципитат

    Шлак мартеновский  печей

    Сложный состав. Содержит P, Ca, Si, C, Fe и др. элементы

    Комплексные

    Аммофос

    Аммофоска

    Нитроаммофос

    Заключение

    Значение фосфора

 

Фосфорная кислота имеет  большое значение как один из важнейших  компонентов питания растений. Фосфор используется растениями для построения своих самых жизненно важных частей - семян и плодов. Производные  ортофосфорной кислоты очень  нужны не только растениям, но и животным. Кости, зубы, панцири, когти, иглы, шипы у большинства живых организмов состоят, в основном, из ортофосфата кальция. Кроме того, ортофосфорная кислота, образуя различные соединения с органическими веществами, активно участвуют в процессах обмена веществ живого организма с окружающей средой. В результате этого производные фосфора содержатся в костях, мозге, крови, в мышечных и соединительных тканях организмов человека и животных. Особенно много ортофосфорной кислоты в составе нервных (мозговых) клеток, что позволило А. Е. Ферсману [1 Ферсман Александр Евгеньевич [27. 10 (8. 11). 1883, Петербург, - 20. 5. 1945, Сочи], советский геохимик и минералог, академик АН СССР (1919). Ученик В. И. Вернадского. ], известному геохимику, назвать фосфор "элементом мысли". Весьма отрицательно (заболевание животных рахитом, малокровие, и др. ) сказывается на состоянии организма понижение содержания в рационе питания соединений фосфора или введение их в неусвояемой форме. Применение фосфора